教学课件第二节原子结构与元素的性质.ppt

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1、短周期,长周期,第1周期：2 种元素,第2周期：8 种元素,第3周期：8 种元素,第4周期：18 种元素,第5周期：18 种元素,第6周期：32 种元素,不完全周期,第7周期：26种元素,镧57La 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素,锕89Ac 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素,周期序数=电子层数（能层数）,【知识回顾】,元素周期表的结构,族,主族：,副族：,A,A,A,A,A,A,A,第VIII 族：,稀有气体元素,主族序数=最外层电子数=价电子数=最高正价数,（纵行）,零族：,共七个主族,B,B,B,B,B,B,B,共七个副族,三个纵行(8、9、10），位于 B 与B中间,元素周

2、期表结构：七主七副七周期 族0族镧锕系,1、某周期A族元素的原子序数为x，则同周期的A族元素的原子序数是()A、只有x+1 B、可能是x+8或x+18 C、可能是x+2 D、可能是x+1或x+11或x+25,2、推测核电荷数为87的元素R在周期表中第_周期第_族,下列关于它的性质的说法中错误的是().在同族元素原子中它具有最大的原子半径.它的氢氧化物化学式为ROH,是一种极强的碱C.R在空气中燃烧时,只生成化学式为R2O的氧化物D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸,原子结构,表中位置,元素性质,原子序数=核电荷数,周期数=电子层数,主族序数=最外层电子数,同位素化学性质相

3、同,相似性 递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱）,同周期,同主族,递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）,电子层数,最外层电子数,元素金属性、非金属性强弱,（主族）最外层电子数=最高正价,最外层电子数8=最低负价,构位性,根据构造原理写出碱金属元素基态原子的电子排布式；,以第三周期为例，写出各种元素基态原子的简化电子排布式并观察原子的核外电子排布变化有什么规律？,（1）每一周期的第一种元素(除第一周期外)是碱金属，最后一种元素都是稀有气体。最外层电子排布从1个电子(ns1)到 8个电子(ns2np6)（除He外），呈周期性变化.,（2）周期序数=能层数,1、原子的电子排布与周期的

4、划分,一、原子结构与元素周期表,我们把“构造原理”中能量接近的原子轨道划分为一个“能级组”,下表是各周期所含元素种数与相应能级组的原子轨道关系：,2 8 8 18 18 32未完,2,8,8,18,18,32,未满,可见各周期所含元素的种数等于相应能级组中 各轨道中最多容纳的电子数之和.,由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。因而，我们可以把元素周期系的周期发展形象的比喻成螺壳上的螺旋。,2、原子的电子排布与族的划分,周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这些电子称为价

5、电子,观察周期表每个族序数与价电子数是否相等？,（1）周期表中除零族元素中He(1s2)与其它稀有气体ns2np6不同外,一般说来，其它每个族序数和价电子数是相等的。,（2）主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价电子数 副族元素：大多数族序数=(n-1)d+ns能级的电子数=价电子数,例如：已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的价电子层结构式，并指出该元素所属的周期和族。,其排布式为Ar3d54s2，,由于最高能级组数为4，其中有7个价电子，故该元素是第四周期B族。,按外围电子排布，仔细观察周期表，你能划分开吗？这些区分别有几个纵列？,元素周期表里的元素可按不同的分类方法分为不同的区，

6、你能把周期表裁剪成不同的区吗?,根据构造原理写出136号元素基态原子的外围电子排布式；,3、原子的电子构型和元素的分区,1s2,1s2,元素周期表的分区简图,划分区的依据是什么？s区、d区、ds区、p区分别有几个纵列？,依据外围电子的排布特征，看最后一个电子填充的轨道类型。,ns,ns1,ns2,左,A,A,活泼金属,+1,+2,np,ns2np16,右,AA、零族,非金属,(n1)d18ns2,(n1)d,金属,B,(n1)d10ns12,充满,B和B,金属,A、A族,A零族,B族,B、B族,镧系和锕系,ns1、ns2,ns2np16,(n1)d18ns2,(n1)d10ns12,(n2）f

7、014ns2,活泼金属,大多为非金属,过渡元素,过渡元素,过渡元素,小结,s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排布在，除零族外，最外层电子的总数等于该元素的。除零族外，s区和p区的元素都是主族元素。,最外层,族序数,1、为什么副族元素又称为过渡元素？,2、为什么在元素周期表中非金属元素主要集中 在右上角三角区内（如图）？,3、为什么处于非金属三角区边缘的元素常 被称为半金属或准金属？,1、副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域。,2、元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定了非金属集中在右上角三角区。,3、处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属

8、性。,2、已知某元素在周期表中位于第五周期、A族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？,1、已知一元素的价层电子结构为3d74s2，试确定其在 周期表中的位置。,1、原子的电子排布与周期的划分,2、原子的电子排布与族的划分,主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价电子数 副族元素：大多数族次=（n-1)d+ns的 电子数=价电子数,3、原子的电子构型和元素的分区,周期序数=能层数,5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。,一、原子结构与元素周期表,小 结,1、原子的电子排布与周期的划分,2、原子的电子排布与族的划分,主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价电

9、子数 副族元素：大多数族次=（n-1)d+ns的电子数=价电子数,3、原子的电子构型和元素的分区,周期序数=能层数,5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。,一、原子结构与元素周期表,小 结,A、A族,A零族,B族,B、B族,镧系和锕系,ns1、ns2,ns2np16,(n1)d18ns2,(n1)d10ns12,(n2）f014ns2,活泼金属,大多为非金属,过渡元素,过渡元素,过渡元素,s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排布在，除零族外，最外层电子的总数等于该元素的。除零族外，s区和p区的元素都是主族元素。,最外层,族序数,【知识回顾】,随核电荷数的递增，元素的性质周期性的变化。,元素

10、的金属性和非金属性,原子半径,元素化合价,二、元素周期律,1.原子半径,（1）影响因素:,原子半径 大小,取决于,电子的能层数核电荷数,（2）一般规律：,电子能层数不同时，电子层数越多，原子半径越大；,电子能层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小；,电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。,1.下列微粒中，半径大小排列顺序正确的是()AK+Ca2+Cl-S2-BCa2+K+S2-Cl-CCa2+K+Cl-S2-DS2-Cl-K+Ca2+,C,2.具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C，下列分析正确的是（）A.原子序数关系：CBA B.微粒半径关系：Bn-An+C.C微粒是稀有气体

11、元素的原子 D.原子半径关系是：ABC,BC,2、电离能,气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。用符号1表示，单位：kJ/mol。,从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号2。,观察下图，总结第一电离能的变化规律,(1)同周期：a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素)；,b.A元素 A的元素；A元素 A元素,(2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。,电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。,1、碱金属的电离能与碱金属的活泼性存

12、在什么关系？,碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。,2、结合数据分析为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？,首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而电离能越来越大。,方法：看逐级电离能的突变。,影响电离能大小的因素,核电荷数（同周期）电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失电子，电离能越大。原子半径（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。电子层结构稳定的8电子结构（同周

13、期末层）电离能最大。,电 离 能 增 大 He 电 电 离 离 能 能 减 增 小 Cs 大 电 离 能 减 小,元素电离能在周期表中的变化规律,1、下列说法正确的是（）A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C.在所有元素中，氟的第一电离能最大.D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.,2、在下面的电子结构中,第一电离能最小的 原子可能是()A ns2np3 B ns2np5 C ns2np4 D ns2np6,3、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别 代表某一化学元素,（1）下列（填写编号）组元素的单质可能都是 电的良导体。a、c、h b、g

14、、k c、h、l d、e、f（2）如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响。,原子核对核外电子的吸引力；形成稳定结构的倾向,原子核失去核外不同电子所需的能量（KJmol-1）,通过上述信息和表中的数据分析，为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。表中X可能为13种元素中的（填写字母）元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式。Y是周期表中 族的元素的增加，I1逐渐增大。以上13种元素中，（填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。,3、电负性,（1）基本概念,化学键

15、：,元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，叫做化学键。,键合电子：,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。,电负性：,用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。电负性越大，对键合电子的吸引力越大。,为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。,鲍林L.Pauling1901-1994,鲍林研究电负性的手搞,同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。,同一主族，元素的电

16、负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。,（2）电负性的变化规律,1、下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。,（3）电负性的应用,为金属,为“类金属”,为非金属,a判断元素的金属性和非金属性强弱,电负性最大的元素是位于右上方的F，电负性最小的元素是位于左下方的Fr,b 利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负；,c 估计化学键的类型,根据电负性的差值大小,电负性差越大，离子性越强，一般说来：电负性差大于1.7时，可以形成离子键，小于1.7时形成共价键。,d对角线规则,某些主族元素与右下方

17、主族元素电负性接近，性质相似。,(2010山东)32(2)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为。,C H Si,(2009山东)C和Si元素在化学中占有极其重要的地位。(1)写出Si的基态原子核外电子排布式。从电负性角度分析，C、Si和O元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为。,1s22s22p63s23p2,OCSi,元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。,原子半径、元素的金属性和非金属性、元素化合价、电离能和电负性等的周期性的变化。,元素周期律的内容包括：,小 结,元素周期律的实质：,每一周期元素都是从碱金属开始，以

18、稀有气体结束f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol。Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属气态O原子的电子排布为：半径：K+Cl-酸性 HClO4H2SO4，碱性：NaOH Mg(OH)2第一周期有212=2，第二周期有222=8，则第五周期有252=50种元素。,1、判断下列说法的正误：,2、根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下列问题：(1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式：(2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用

19、试剂 鉴别，其离子方程式为：(3)BeCl2是 化合物(填“离子”或“共价”)，其电子式为,Be+2OH-BeO22-+H2,NaOH溶液,Be(OH)2+2OH-BeO22-+2H2O,共价,一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：NaFAlCl3NOMgOBeCl2CO2共价化合物（）离子化合物（）,在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。,Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO，Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。,处于对角线上的元素由于电负性较接近，所以性质相似，对角线法则是正确的。,